في الكيمياء ، غالبا ما تشكل الذرات مركبات أيونية عن طريق تبادل الإلكترونات أو نقلها إلى بعضها البعض. توجد هذه الإلكترونات في مستويات الطاقة الخارجية للذرات ويمكن ملؤها أو شغلها حسب عددها وموقعها.
عندما تشكل الذرة مركبا أيونيا ، فإنها تحاول عادة تحقيق تكوين إلكتروني مستقر مشابه لتكوين الغاز الخامل. هذا يعني أن الذرة تميل إلى ملء مستويات طاقتها بالإلكترونات.
في الحالة الطبيعية ، أي في الحالة الأرضية ، تحتوي الأيونات في الغالب على مستويات طاقة ممتلئة. على سبيل المثال ، أيون الصوديوم (نا+) لديه تكوين إلكتروني [ني]. هذا يعني أنه يحتوي على 10 إلكترونات مملوءة على مستوى الطاقة الداخلية ، بالإضافة إلى 2 إلكترونات على مستوى الطاقة الخارجية.
وبالتالي ، يمكن القول أنه في الحالة الطبيعية ، تمتلئ الإلكترونات في ذرات المركبات الأيونية إلى أقصى حد ممكن من أجل تحقيق تكوين إلكتروني أكثر استقرارا.
- كم عدد الإلكترونات التي تحتوي عليها ذرات المركبات الأيونية في حالة توازن?
- تحليل تكوين الذرات في المركبات الأيونية
- مبدأ ملء قذائف الإلكترون في المركبات الأيونية
- تفاعل الإلكترونات في الذرات أثناء تكوين الروابط الأيونية
- المركبات الأيونية وهيكل الشبكة البلورية
- العدد الإجمالي للإلكترونات في الذرات أثناء تكوين المركبات الأيونية
- سؤال وجواب
- كم عدد الإلكترونات التي تملأ عادة في ذرة من المركبات الأيونية?
- ما هي العوامل التي تحدد عدد الإلكترونات المملوءة في ذرة المركبات الأيونية?
- هل يمكنك إعطاء مثال على التكوين الإلكتروني لذرة مركب أيوني?
كم عدد الإلكترونات التي تحتوي عليها ذرات المركبات الأيونية في حالة توازن?
في المركبات الأيونية ، تتبادل الذرات الإلكترونات أو تنقلها لتحقيق تكوين إلكتروني مستقر. في هذه الحالة ، يتم تشكيل أيونات الشحنة الموجبة والسالبة. يعتمد عدد الإلكترونات في المركبات الأيونية على شحنتها.
تفقد الذرات التي تشكل الكاتيونات (أيونات الشحنة الموجبة) إلكترونا واحدا أو أكثر من أجل تحقيق تكوين غلاف خارجي مستقر. على سبيل المثال ، يحتوي الصوديوم (نا) على إلكترون واحد في الغلاف الخارجي وعندما يتشكل الصوديوم+ الكاتيون ، فإنه يفقد هذا الإلكترون. وهكذا ، تحتوي ذرة الصوديوم على 10 إلكترونات في حالة التوازن (11 إلكترونا في الحالة المحايدة ، مطروحا منها إلكترون واحد يتم نقله ككاتيون).
تستقبل الذرات التي تشكل الأنيونات (أيونات الشحنة السالبة) إلكترونا واحدا أو أكثر من أجل تحقيق تكوين مستقر للغلاف الخارجي. على سبيل المثال ، يحتوي الأكسجين (س) على ستة إلكترونات في الغلاف الخارجي وعندما يكون س2 أنيون يتكون ، يتلقى إلكترونين. وهكذا ، تحتوي ذرة الأكسجين على 10 إلكترونات في حالة التوازن (8 إلكترونات في الحالة المحايدة ، بالإضافة إلى إلكترونين تم الحصول عليهما كأنيون).
يتم دائما الحفاظ على الكمية الإجمالية للإلكترونات في ذرات المركبات الأيونية لضمان الحياد الكهربائي للمركب.
تحليل تكوين الذرات في المركبات الأيونية
المركبات الأيونية هي مركبات كيميائية تتكون من تبادل أو نقل الإلكترونات بين ذرات العناصر المختلفة. نتيجة لهذه العمليات ، تصبح بعض الذرات أيونات موجبة (كاتيونات) ، بينما يصبح البعض الآخر أيونات سالبة (الأنيونات).
يحتوي كل أيون على ذرة واحدة على الأقل. ولكن في كثير من الأحيان في المركبات الأيونية ، تتحد الذرات في هياكل معقدة لتشكيل شبكة. في هذه الحالة ، يحيط بكل أيون في الشبكة عدة أيونات أخرى.
عند تكوين الصيغ وتسجيل المركبات الأيونية في التفاعلات الكيميائية ، من الضروري مراعاة عدد الإلكترونات المودعة في ذرات كل أيون.
تمثل الكاتيونات ، كقاعدة عامة ، أيونا موجبا ، ويتم نقل الإلكترونات منها إلى الأنيونات. نتيجة لذلك ، يحتوي الكاتيون على إلكترونات أقل من ذرة محايدة من نفس العنصر. على سبيل المثال ، يحتوي أيون الصوديوم نا+ على إلكترون واحد أقل من ذرة الصوديوم المحايدة نا.
تمثل الأنيونات بدورها أيونا سالبا ، ويتم نقل الإلكترونات من الكاتيون إلى الأنيون. وبالتالي ، فإن الأنيون يحتوي على إلكترونات أكثر من ذرة محايدة من نفس العنصر. على سبيل المثال ، يحتوي أيون الكلوريد على إلكترون واحد أكثر من ذرة الكلور المحايدة.
يساعد الجدول الدوري على تحديد عدد الإلكترونات في الذرة المحايدة لكل عنصر. باستخدام هذه المعلومات ، من السهل تحديد عدد الإلكترونات الموجودة في ذرة مركب أيوني في حالة عندما يكون المركب في حالة طبيعية.
في الختام ، فإن تحليل تكوين الذرات في المركبات الأيونية مهم جدا في دراسة الكيمياء. إن فهم عدد الإلكترونات الموجودة في كل أيون وكيفية توزيعها بين الذرات يسمح لنا بتحديد الخصائص الكيميائية للمركب وقدرته على التفاعل.
مبدأ ملء قذائف الإلكترون في المركبات الأيونية
تتوزع الإلكترونات الموجودة في ذرات المركبات الأيونية حول النواة في أغلفة إلكترونية. يتم تحديد مبدأ ملء الأصداف في المركبات الأيونية من خلال مبادئ ملء المدارات الإلكترونية.
عادة ما تشارك المعادن واللافلزات في المركبات الأيونية. تشكل المعادن أيونات موجبة الشحنة (الكاتيونات) عن طريق التخلي عن الإلكترونات ، وتشكل اللافلزات أيونات سالبة الشحنة (الأنيونات) بقبول الإلكترونات.
يعتمد مبدأ ملء الأصداف في المركبات الأيونية على قاعدة الشفق. وفقا لهذه القاعدة ، يتم ترتيب الإلكترونات في قذائف الذرات بترتيب تصاعدي لطاقة المدارات.
- لا يمكن أن يكون هناك أكثر من 2 إلكترونات عند مستوى الطاقة الأول.
- لا يمكن أن يكون هناك أكثر من 8 إلكترونات عند مستوى الطاقة الثاني.
- لا يمكن أن يكون هناك أكثر من 8 إلكترونات عند مستوى الطاقة الثالث.
بعد الملء ، تصبح الأصداف الإلكترونية للذرات مستقرة ، وتتشكل الأيونات ذات الأصداف الإلكترونية المملوءة بالكامل. قد يختلف عدد الإلكترونات في الأصداف المملوءة باختلاف الأيونات.
بالنسبة للمركبات الأيونية الأكثر تعقيدا التي تتضمن ذرات متعددة ، ينطبق مبدأ ملء الغلاف على كل ذرة في المركب.
وهكذا ، في المركبات الأيونية ، يعتمد عدد الإلكترونات في الأصداف المملوءة على عدد الإلكترونات التي تعطيها الذرات أو تستقبلها عند تكوين الأيونات.
تفاعل الإلكترونات في الذرات أثناء تكوين الروابط الأيونية
تفاعل الإلكترونات في الذرات هو أساس تكوين الروابط الأيونية. تتشكل الروابط الأيونية بين ذرات عناصر مختلفة عندما ينتقل إلكترون واحد أو أكثر من ذرة إلى أخرى. في هذه الحالة ، تتشكل الأيونات الموجبة والسالبة الشحنة ، والتي تنجذب إلى بعضها البعض بواسطة قوى الجذب الكهروستاتيكي.
تسعى الذرات ، التي تشكل روابط أيونية ، إلى تحقيق بنية إلكترونية مستقرة ، وهي ملء غلاف الطاقة الخارجي بالإلكترونات. ونتيجة لذلك ، تنتقل الإلكترونات من ذرة إلى أخرى ، وتشكل ذرة متأينة إيجابيا وذرة متأينة سلبا.
يمكن تمثيل عملية تكوين الرابطة الأيونية على أنها التسلسل التالي من الخطوات:
- تحتوي الذرات التي تشكل الرابطة الأيونية على أعداد مختلفة من الإلكترونات في غلاف الطاقة الخارجي.
- تعطي الذرة التي تحتوي على عدد أقل من الإلكترونات في الغلاف الخارجي إلكترونا واحدا أو أكثر لذرة بها إلكترونات أكثر.
- في هذه الحالة ، يتم تكوين أيون موجب الشحنة (كاتيون) وأيون سالب الشحنة (أنيون).
- تنجذب الأيونات الموجبة والسالبة الشحنة إلى بعضها البعض بواسطة قوى الجذب الكهروستاتيكي ، وتشكل رابطة أيونية.
على سبيل المثال ، عندما تتشكل رابطة أيونية بين ذرة صوديوم وذرة كلور ، تعطي ذرة الصوديوم إلكترونها الخارجي لذرة الكلور. ونتيجة لذلك ، يتم تشكيل أيون الصوديوم موجبة الشحنة نا+ وأيون الكلور سالبة الشحنة.
التجاذب الكهروستاتيكي بين الأيونات الموجبة والسالبة الشحنة قوي جدا ، لذا فإن الروابط الأيونية لها قوة عالية ونقاط انصهار وغليان. عادة ما تشكل المركبات الأيونية بنية بلورية يتم فيها ترتيب الأيونات الموجبة والسالبة الشحنة بترتيب معين.
| أيون | تهمة |
|---|---|
| أيون الصوديوم (نا+) | هو إيجابي |
| أيون الكلور (كل -) | سلبي |
وهكذا ، في الحالة الطبيعية للمركبات الأيونية ، تمتلئ جميع الإلكترونات في غلاف الطاقة الخارجي للذرات. وهذا يضمن استقرار الأيونات وجاذبية كهرباء قوية بينهما.
المركبات الأيونية وهيكل الشبكة البلورية
المركبات الأيونية هي مركبات تتكون من أيونات موجبة وسالبة تشكل شبكة بلورية. في مثل هذه المركبات ، تكون الذرات غير قابلة للتجزئة ومشحونة ، لذا فهي في حالة توازن إلكتروني.
الشبكة البلورية هي ترتيب مرتب ومنتظم للأيونات في مركب أيوني. تحتل الأيونات مواقع معينة في الشبكة ، وتشكل بنية مكانية.
يتم تحديد بنية الشبكة البلورية حسب نوع الأيونات وأنصاف أقطارها وشحناتها ، وكذلك التفاعلات الكهروستاتيكية بينها. يوجد نوعان من الأيونات عادة في المركبات الأيونية — الكاتيونات والأنيونات.
الكاتيونات هي أيونات موجبة الشحنة تتكون من ارتداد الإلكترونات إلى ذرات أخرى. الأنيونات ، على العكس من ذلك ، لها شحنة سالبة وتتكون من إضافة الإلكترونات. وهكذا ، في المركبات الأيونية ، تمتلئ جميع الإلكترونات في الحالة الطبيعية.
هيكل الشبكة البلورية هو ترتيب مرتب ومنتظم للأيونات التي تشكل شبكة بلورية. يتم ترتيب الأيونات بطريقة تقلل من الطاقة الكهروستاتيكية للنظام.
على سبيل المثال ، ضع في اعتبارك المركب الأيوني للصوديوم وكلور كلوريد الصوديوم ، المعروف باسم ملح الطعام. في هذا المركب ، يعطي الصوديوم (نا) إلكترونا واحدا للكلور (الكلور) ، مكونا موجبة الشحنة نا+ كاتيون وأنيون سالب الشحنة. تحتل هذه الأيونات ترتيبا مرتبا في الشبكة البلورية ، حيث تحيط الكاتيونات بالأنيونات والعكس صحيح. يضمن هذا الترتيب الشبكي البلوري التوازن الكهروستاتيكي للمركب الأيوني.
يمكن تمثيل الهيكل العام للشبكة البلورية للمركب الأيوني في شكل جدول ثلاثي الأبعاد يسمى نموذج الخلية الشبكية. تحتوي كل خلية على أيونات ذات شحنات مختلفة ، ويمكن تحديد إحداثيات كل خلية باستخدام الإحداثيات العشرية. يساعد هذا النموذج على تصور المركب الأيوني وفهم هيكله.
العدد الإجمالي للإلكترونات في الذرات أثناء تكوين المركبات الأيونية
أثناء تكوين المركبات الأيونية ، تنقل الذرات أو تستقبل الإلكترونات لتحقيق تكوين إلكتروني مستقر. يحدث هذا نتيجة لتشكيل أيونات الشحنة الموجبة والسالبة. في المركب الأيوني ، يجب أن يكون العدد الإجمالي للإلكترونات صفرا.
تتكون أيونات الشحنة الموجبة ، التي تسمى الكاتيونات ، من ذرات تتخلى عن إلكترون واحد أو أكثر. وعادة ما تتكون من ذرات غير المعادن. يتم تحديد عدد الإلكترونات المفقودة في أيون الشحنة الموجبة من خلال التكافؤ. على سبيل المثال ، البوتاسيوم (ك) له تكافؤ +1 ، لذلك عندما يتشكل أيون البوتاسيوم (ك+) ، تتخلى الذرة عن إلكترون واحد.
تتكون أيونات الشحنة السالبة ، التي تسمى الأنيونات ، من ذرات تقبل إلكترونا واحدا أو أكثر. وعادة ما تتكون من ذرات غير المعادن. يتم تحديد عدد الإلكترونات المقبولة في أيون الشحنة السالبة أيضا من خلال التكافؤ. على سبيل المثال ، يحتوي الفلور (و) على تكافؤ -1 ، لذلك عندما يتشكل أيون الفلور (و) ، تقبل الذرة إلكترونا واحدا.
يحدث تكوين مركب أيوني بسبب جذب ذرات الشحنات المعاكسة. هيكل المركب الأيوني عبارة عن شبكة من الأيونات الموجبة والسالبة الشحنة. العدد الإجمالي للإلكترونات في ذرة مركب أيوني في الحالة الطبيعية هو صفر.
سؤال وجواب
كم عدد الإلكترونات التي تملأ عادة في ذرة من المركبات الأيونية?
يعتمد عدد الإلكترونات المملوءة في ذرة مركب أيوني على صيغته الكيميائية. لتحديد عدد الإلكترونات ، تحتاج إلى معرفة شحنة الأيونات التي يتكون منها المركب. بناء على هذه المعلومات ، من الممكن تحديد التكوين الإلكتروني ، وبالتالي عدد الإلكترونات المملوءة في ذرة مركب أيوني.
ما هي العوامل التي تحدد عدد الإلكترونات المملوءة في ذرة المركبات الأيونية?
يعتمد عدد الإلكترونات المملوءة في ذرة مركب أيوني على شحنة الأيونات التي تتكون منها. يتم تحديد شحنة الأيونات من خلال عدد البروتونات في النواة وعدد الإلكترونات. يمكن أن يؤثر وجود الإلكترونات في الغلاف الخارجي للذرة أيضا على التفاعلات المختلفة وتكوين الروابط الأيونية.
هل يمكنك إعطاء مثال على التكوين الإلكتروني لذرة مركب أيوني?
يعتمد التكوين الإلكتروني النهائي لذرة مركب أيوني على صيغته الكيميائية. على سبيل المثال ، بالنسبة لأيون الأكسجين (س2 -) ، سيكون التكوين الإلكتروني 1 ثانية^2 2 ثانية^2 2 ص^6. في هذه الحالة ، سيتم ملء 8 إلكترونات في ذرة أيون الأكسجين.